Металлы жизни

Кальций нужен для роста костей и зубов, образования молока у кормящих

женщин, регулирования нормального ритма сокращений сердца, а также

осуществления процесса свёртывания крови. Свёртывание крови можно ускорить,

вводя в организм избыточное количество солей кальция, например при

кровотечении. Ежедневная доза кальция, необходимая организму, составляет

примерно 1г. При понижении содержания Ca в крови он начинает вымываться

кровью из костной ткани, что в свою очередь приводит к размягчению и

искривлению костного скелета. Недостаток Ca в плазме крови может вызвать

судороги мышц и даже конвульсии (сильные судороги всех мышц). Образование

камней в желчных и мочевыводящих путях, склеротические изменения

кровеносных сосудов также связаны с отложением в организме солей Ca в

результате нарушения нормальной жизнедеятельности организма.

Из соединений Ca и Mg имеют большое значение следующие:

Гидроксид Ca (гашёная известь) Ca(OH)2 используется в санитарной

практике для дезинфекций. Кроме того, в форме известковой воды (насыщенный

водный раствор Ca(OH)2) применяется наружно и внутрь в качестве

противовоспалительного, вяжущего и дезинфицирующего средства.

Сульфат магния (горькая соль) MgSO4(7H2O применяется внутрь как

слабительное. Сульфат Mg применяют также при лечении столбняка, хори и

других судорожных состояний. При гипертонии его вводят в вену, а как

желчегонное – в двенадцатиперстную кишку.

Хлорид кальция CaCl2 применяют как успокаивающее средство при лечении

неврозов, при бронхиальной астме, туберкулёзе.

Жжёный гипс 2CaSO4(H2O получается путём прокаливания природного гипса

CaSO4(2H2O при 150-180 0С. При замешивании с водой он быстро твердеет,

превращается опять в кристаллический гипс CaSO4(2H2O. На этом свойстве

основано применение его в медицине для гипсовых повязок при переломах

костей.

Карбонат кальция CaCO3 практически нерастворим в воде. Применяется

внутрь не только как кальциевый препарат, но и средство, адсорбирующее и

нейтрализующее кислоты. Особо чистый препарат идёт также для изготовления

зубного порошка.

D-ЭЛЕМЕНТЫ.

Ионы d-элементов (Zn,Mn,Fe,Cu,Co,Mo,Ni) имеют незаполненные d-

электронные слои. Это обуславливает различные степени окисления d-

элементов, их способность участвовать в различных окислительно-

восстановительных превращениях, возможность образовывать комплексные

соединения.

По сравнению с рассмотренными выше s-элементами, d-элементы

содержатся в организме в значительно меньших количествах. Однако их роль в

течении физиологических и патологических процессов в организме человека

огромна.

ЦИНК.

Цинк входит в состав большого числа ферментов и гормона инсулина. В

последние годы Zn особенно “повезло” в смысле обнаружения его новых

физиологических функций. Доказано, что он необходим для поддержания

нормальной концентрации витамина А в плазме. Дефицит Zn вызывает замедление

роста животных, нарушение кожного и волосяного покрова. Высказано

предположение, что постоянный недостаток цинка в рационе приводит к

появлению низкорослых людей.

Согласно последним данным, Zn оказывает значительное влияние на синтез

нуклеиновых кислот и активно участвует в хранении и передаче генетической

информации, играя роль своеобразного биологического переключателя.

Соединения цинка – весьма важные лечебные препараты. Препараты Zn

применяются в медицине как вяжущие и дезинфицирующие средства.

Сульфат цинка ZnSO4(7H2O входит в состав глазных капель как средство

при конъюктивитах.

Хлорид цинка ZnCl2 применяется в пастах как прижигающее средство, в

растворах – при язвах, как вяжущее и антисептическое средство.

МАРГАНЕЦ.

Марганец принадлежит к весьма распространённым элементам, составляя

0,03% от общего числа атомов земной коры. Среди тяжёлых металлов (атомный

вес больше 40), к которым относятся все элементы переходных рядов, марганец

занимает по распространенности в земной коре третье место вслед за железом

и титаном. Небольшие количества марганца содержат многие горные породы.

Вместе с тем, встречаются и скопления его кислородных соединений, главным

образом в виде минерала пиролюзита - MnO2. Большое значение имеют также

минералы гаусманит - Mn3O4 и браунит - Mn2O3.

Получение.

Чистый марганец может быть получен электролизом растворов его солей.

Однако, поскольку 90% всей добычи марганца потребляется при изготовлении

различных сплавов на основе железа, из руд обычно выплавляют прямо его

высокопроцентный сплав с железом - ферромарганец (60-90% - Mn и 40-10% -

Fe). Выплавку ферромарганца из смеси марганцовых и железных руд ведут в

электрических печах, причём марганец восстанавливается углеродом по

реакции:

MnO2 + 2C + 301 кДж = 2СО + Mn

Небольшое количество металлического марганца в лаборатории легко

приготовить алюмотермическим методом:

3Mn3O4 + 8Al = 9Mn + 4Al2O3; (H0 = -2519 кДж

Марганец - простое вещество и его свойства.

Марганец - серебристо-белый твёрдый хрупкий металл. Известны четыре

кристаллические модификации марганца, каждая из которых термодинамически

устойчива в определённом интервале температур. Ниже 7070 С устойчив (-

марганец, имеющий сложную структуру - в его элементарную ячейку входят 58

атомов. Сложность структуры марганца при температурах ниже 7070 С

обусловливает его хрупкость.

Некоторые физические константы марганца приведены ниже:

Плотность, г/см3 7,44

Т. Пл., 0С 1245

Т.кип., 0С ~2080

S0298, Дж/град(моль 32,0

(Hвозг. 298, кДж/моль. 280

E0298 Mn2+ + 2e = Mn, В -1,78

В ряду напряжений марганец располагается до водорода. Он довольно

активно взаимодействует с разбавленной HCl и H2SO4.В соответствии с

устойчивыми степенями окисления взаимодействие марганца с разбавленными

кислотами приводит к образованию катионного аквокомплекса [Mn(OH2)6]2+:

Mn + 2OH3- + 4H2O = [Mn(OH2)6]2+ + H2

Вследствие довольно высокой активности, марганец легко окисляется, в

особенности в порошкообразном состоянии, при нагревании кислородом, серой,

галогенами. Компактный металл на воздухе устойчив, так как покрывается

оксидной плёнкой (Mn2O3), которая, в свою очередь, препятствует дальнейшему

окислению металла. Ещё более устойчивая плёнка образуется при действии на

марганец холодной азотной кислоты.

Для Mn2+ менее характерно комплексообразование, чем для других d-

элемен-тов. Это связано с электронной конфигурацией d5 иона Mn2+. В

высокоспиновом комплексе электроны заполняют по одному все d-орбитали. В

результате, на орбиталях содержатся d-электроны как с высокой, так и с

низкой энергией; суммарный выигрыш энергии, обусловленный действием поля

лигандов, равен нулю.

Соединения Mn (II)

Большинство солей Mn(II) хорошо растворимы в воде. Мало растворимы

MnO, MnS, MnF2, Mn(OH)2, MnCO3 и Mn3(PO4)2. При растворении в воде соли

Mn(II) диссоциируют, образуя аквокомплексы [Mn(OH2)6]2+, придающие

растворам розовую окраску. Такого же цвета кристаллогидраты Mn(II),

например Mn(NO3)2 ( 6H2O, Mn(ClO4)2 ( 6H2O.

По химическим свойствам бинарные соединения Mn(II) амфотерны

(преобладают признаки основных соединений). В реакциях без изменения

степени окисления для них наиболее характерен переход в катионные

комплексы. Так, оксид MnO, как и гидроксид Mn(OH)2, легко взаимодействуют с

кислотами:

MnO + 2OH3+ + 3H2O = [Mn(OH2)6]2+

Со щелочами они реагируют только при достаточно сильном и длительном

нагревании:

Mn(OH)2 + 4OH- = [Mn(OH)6]4-

Из гидроксоманганатов (II) выделены в свободном состоянии

K4[Mn(OH)6], Ba2[Mn(OH)6] (красного цвета) и некоторые другие. Все они в

водных растворах полностью разрушаются. По этой же причине ни металлический

марганец, ни его оксид и гидроксид в обычных условиях со щелочами не

взаимодействуют.

Оксид MnO (серо-зелёного цвета, т.пл. 17800 C) имеет переменный

состав (MnO-MnO1,5), обладает полупроводниковыми свойствами. Его обычно

получают, нагревая MnO2 в атмосфере водорода или термически разлагая MnCO3.

Поскольку MnO с водой не взаимодействует, Mn(OH)2 (белого цвета)

получают косвенным путём - действием щелочи на раствор соли Mn (II):

MnSO4 (р) + 2KOH (р) = Mn(OH)2 (т) + K2SO4 (р)

Кислотные признаки соединения Mn (II) проявляют при взаимодействии с

однотипными производными щелочных металлов. Так, нерастворимый в воде

Mn(CN)2 (белого цвета) за счёт комплексообразования растворяется в

присутствии KCN:

4KCN + Mn(CN)2 = K4[Mn(CN)6] (гексацианоманганат (II))

Аналогичным образом протекают реакции:

4KF + MnF2 = K4[MnF6] (гексафтороманганат (II))

2KCl + MnCl2 = K2[MnCl4] (тетрахлороманганат (II))

Большинство манганатов (II) (кроме комплексных цианидов) в

разбавленных растворах распадается.

При действии окислителей производные Mn (II) проявляют

восстановительные свойства. Так, в щелочной среде Mn(OH)2 легко окисляется

даже молекулярным кислородом воздуха, поэтому осадок Mn(OH)2, получаемый по

обменной реакции, быстро темнеет:

+2 +4

6Mn(OH)2 + O2 = 2Mn2MnO4 + 6H2O

В сильнощелочной среде окисление сопровождается образованием оксоманганатов

(VI) - производных комплекса MnO42-:

+2 +5 +6 -1

3MnSO4 + 2KClO3 + 12KOH = 3K2MnO4 + 2KCl + 3K2SO4 + 6H2O

сплавление

Сильные окислители, такие, как PbO2 (окисляет в кислой среде), переводят

соединения Mn (II) в оксоманганаты (VII) - производные комплекса MnO-4:

+2 +4 +7 +2 +2

2MnSO4 + 5PbO2 + 6HNO3 = 2HMnO4 + 3Pb(NO3)2 + 2PbSO4 + 2H2O

Последняя реакция используется в аналитической практике как качественная

реакция на соединения марганца.

Соединения марганца в биологических системах

Марганец весьма интересен в биохимическом отношении. Точные анализы

показывают, что он имеется в организмах всех растений и животных.

Содержание его обычно не превышает тысячных долей процента, но иногда

бывает значительно выше. Например, в листьях свёклы содержится до 0,03%, в

организме рыжих муравьёв - до 0,05%, а в некоторых бактериях даже до

нескольких процентов Mn. Опыты с кормлением мышей показали, что марганец

является необходимой составной частью их пищи. В организме человека больше

всего марганца (до 0,0004%) содержит сердце, печень и надпочечники. Влияние

его на жизнедеятельность, по-видимому, очень разнообразно и сказывается

главным образом на росте, образовании крови и функции половых желёз.

В избыточных против нормы количествах марганцовые соединения

действуют как яды, вызывая хроническое отравление. Последнее может быть

обусловлено вдыханием содержащей эти соединения пыли. Проявляется оно в

различных расстройствах нервной системы, причём развивается болезнь очень

медленно.

Марганец принадлежит к числу немногих элементов, способных

существовать в восьми различных состояниях окисления. Однако в

биологических системах реализуются только два из этих состояний: Mn (II) и

Mn (III). Во многих случаях Mn (II) имеет координационное число 6 и

октаэдрическое окружение, но он может также быть пяти- и

семикоординационным (например, в [Mn(OH)2ЭДТА]2-). Часто встречающаяся у

соединений Mn (II) бледно-розовая окраска связана с высокоспиновым

состоянием иона d5, обладающим особой устойчивостью как конфигурация с

наполовину заполненными d-орбиталями. В неводном окружении ион Mn (II)

способен также к тетраэдрической координации. Координационная химия Mn (II)

и Mg (II) обладает известным сходством: оба катиона предпочитают в качестве

лигандов сравнительно слабые доноры, как, например, карбоксильную и

фосфатную группы. Mn (II) может заменять Mg (II) в комплексах с ДНК, причем

процессы матричного синтеза продолжают протекать, хотя и дают иные

продукты.

Незакомплексованный ион Mn (III) неустойчив в водных растворах. Он

окисляет воду, так что при этом образуются Mn (II) и кислород. Зато многие

комплексы Mn (III) вполне устойчивы (например, [Mn(C2O4)3]3- - оксалатный

комплекс); обычно октаэдрическая координация в них несколько искажена

вследствие эффекта Яна - Теллера.

Известно, что фотосинтез в шпинате невозможен в отсутствие Mn (II);

вероятно, то же относится и к другим растениям. В организм человека

марганец попадает с растительной пищей; он необходим для активации ряда

ферментов, например дегидрогеназ изолимонной и яблочной кислот и

декарбоксилазы пировиноградной кислоты.

В биологических системах марганец встречается в двух состояниях: Mn2+

и Mn3+. Марганец входит в состав ферментов, катализирующих окислительно-

восстановительные процессы. Его соединения участвуют в синтезе важного для

организма витамина С (аскорбиновая кислота).

Пермарганат калия KMnO4 используется в медицине в виде 5%-ого раствора

для обработки обожжённых мест и как кровоостанавливающее средство. Более

слабые его растворы употребляются для полоскания рта и горла.

Дезинфицирующие свойства растворов пермарганата калия обусловлены его

высокими свойствами.

Сульфат марганца MnSO4 был применён для лечения атеросклероза. При

этом оказалось, что клинически у больных уменьшались явления атеросклероза

сосудов и количество холестерина в крови доходило до нормального.

ЖЕЛЕЗО.

В организме человека железо встречается в виде двух катионов: Fe2+ и

Fe3+. Оно в основном входит в состав гемоглобина, содержащегося в

эритроцитах (80% от количества). Таким образом, общее содержание железа

определяется главным образом объёмом крови. Кроме того, в организме

существует депонированное (запасное) железо в виде высокомолекулярного

железосодержащего белка (ферритина), находящегося в клетках печени и

селезёнки. Клеточный фонд железа представляет железо клеточных ферментов

дыхания, а в мышцах – железо гемоглобина.

Обмен железа между плазмой крови и лимфой происходит при помощи

транспортного белка (трансферрина). Одна молекула трансферрина связывает 2

атома железа. Основной путь обмена железа таков: железо плазмы( железо

эритроцитов(гемолиз( (железо плазмы.

Обычно среднее содержание железа в организме не превышает 5г. В случае

потерь крови потребность в железе превышает его поступление в организм с

пищей. При внутривенных инъекциях железо вводится в виде аскорбата, цитрата

или коллоидных комплексов с углеводами, т.е. в виде слабо ионизированных

соединений.

Из соли железа наибольшую эффективность применения в медицине нашёл

сульфат железа (II) (железный купорос) FeSO11(7H2O – кристаллы бледно-

зелёного цвета, желтеющие при длительном хранении на воздухе. Он

используется при лечении анемии (малокровии), зависящей от дефицита железа

в организме, а также при слабости и истощении организма. Для этой же цели

употребляются восстановленное железо Fe и карбонат железа FeCO3.

Из солей железа (III) наиболее широко применяются гидрид железа

FeCl3(6H2O. Это соединение бурого цвета, хорошо растворимо в воде.

КОБАЛЬТ.

Катион кобальта Co2+ входит в состав важных белковых молекул,

активирует действие ряда ферментов. Комплекс трёхвалентного кобальта Co3+

составляет основу одного из важнейших витаминов В12. Значительный

недостаток этого витамина в организме вызывает злокачественную анемию.

Полагают, что дефицит Со в тканях снижает способность организма защищаться

от различных инфекций.

Считается, что человеческий организм реагирует на недостаток в нём

кобальта в меньшей степени, чем на недостаток других элементов. Однако

окончательного ответа на этот вопрос ещё нет, так как нет ещё полных данных

о накоплении (депонировании) витамина В12 в тканях организма человека.

МЕДЬ.

Важное биологическое значение имеют катионы Си+ и Си2+. В таком виде

медь входит в важнейшие комплексные соединения с белками (медь-протеиды).

Медь-протеиды, подобно гемоглобину, участвуют в переносе кислорода. Число

атомов меди в них различное:2- в молекуле цереброкуперина, участвующего в

хранении запаса кислорода в мозгу, и 8- в молекуле церулоплазмина,

способствующего переносу кислорода в плазме. Медь активирует синтез

гемоглобина, участвует в процессах клеточного дыхания, в синтезе белка,

образовании костной ткани и пигмента кожных покровов. Ионы меди входят в

состав медьсодержащих ферментов.

Наиболее используемым в медицине соединением меди является сульфат

меди CuSO4(5H2O, называемый медным купорсом. Сульфат меди (II) обладает

вяжущим и прижигающим действаием. Применяется в виде глазных капель при

отравлении белым фосфором. Все соли меди ядовиты, поэтому медную посуду

лудят, т.е. покрывают слоем олова, чтобы предотвратить возможность

образования медных солей.

МОЛИБДЕН.

В соответствии с конфигурацией и строением незаполненных слоёв

молибден может реализовать восемь различных степеней окисления. В

биологических системах Мо обнаружен в виде Мо+6, Мо+8 и реже Мо+3, Мо+4.

Возможно, это разнообразие форм существования и явилось причиной того, что

это самый тяжёлый биометалл используется наряду с лёгкими элементами для

построения живых организмов.

Физиологическая и патологическая роль молибдена в настоящее время

только изучается.

Мо входит в состав ряда ферментов. На примере молибдена можно

проследить связь и взаимовлияние метабиологической активности

микроэлементов. Избыток молибдена приводит к уменьшению концентрации меди и

кобальта. Непосредственное взаимодействие между Мо и Сu может приводить к

образованию в желудочно-кишечнем тракте труднорастворимого соединения

CuMoO4.

НИКЕЛЬ.

Принадлежность никеля к числу биоэлементов организма признаётся не

всеми исследователями. Например, Д.Ульямс в своей книге “Десять металлов

жизни” не включает никель в число биометаллов. Одннако последние

исследования других учёных указывают на наличие и определённую роль никеля

в биологических системах. Показано, в частности, что никель участвует в

активировании ферментативных реакций гидролиза, реакций с участием

карбоксильной группы.

Огромное количество различных химических веществ (лекарства, пищевые

добавки, продукты загрязнения окружающей среды, химической обработки

растений и т.д.) попадают в организм человека. Действие этих веществ, а

также их многочисленных комбинаций не только оказывает влияние отдельный

организм в течение всей его жизни, но и передаётся по наследству от

поколения к поколению. В связи с этим становится необходимым знание

взможных последствий воздействия различного рода химических соединений на

здоровье человека.

Литература.

(Москва 1980г. “Химия и медицина”.

(Журнал “Здоровье” год 1998.

(Журнал “Здоровье” год 1996.

(Журнал “Здоровье” год 1999.

(“Химия” авт.Хомченко.

(“Общая и неорганическая химия”. Карапетьянц М.Х., Дракин С.И., 1993г.

Страницы: 1, 2